Aufgabe:
0.800 L einer 0.0125 M HCl Lösung wurden zu 0.200 L einer 0.050 M Ba(OH)2
Lösung hinzugefügt. Welchen pH Wert hat die Lösung nach der Neutralisations-
Reaktion?
Problem/Ansatz:
Ich hab dazu zwei Ansätze versucht... Weiss aber nicht, welcher stimmt.
1. n(HCl) = 0.8 x 0.0125 =0.01 mol, n(Ba(OH)2) = 0.05 x 0.2 = 0.01 mol
Nun, einerseits finde ich es schon verwirrend, dass beide dieselben Anzahl mole haben. Heisst das, es reagieren alle Edukte vollständig? Jedenfalls habe ich dann angenommen, dass die beiden Lösungen miteinander vollständig reagieren und dann ja Wasser geben. Im Wasser wären dann OH- Ionen, daher habe ich gedacht n(OH-) = 0.01 und damit c(OH-) = 0.01 /1L = 0.01. Der negative Logarithmus davon gäbe einen pOH Wert von 2 und einen pH Wert von 12. Stimmt das?
2. Mein anderer Ansatz wäre sehr anders...
ich hab dann versucht, die Reaktionsgleichung aufzustellen:
2 HCl + Ba(OH)2 → 2H2O + BaCl2
Jetzt bin ich mir etwas unsicher, wie viel mol mit wie viel mol reagieren? Also n(HCl) wäre gemäss der Gleichung nur noch die Hälfte, also 0.005 mol HCl, die pro 0.01 mol Ba(OH)2 zur Verfügung stehen? Oder wäre es grad umgekehrt? Dass man doppelt so viel HCl braucht wie Ba(OH)2?
Also wir hätten dann 0.005 mol HCl die mit 0.005 mol Ba(OH)2 reagieren, das heisst, es bleiben 0.005 Ba(OH)2 übrig. c = 0.005 /1 und pOH-Wert wäre demnach 2,3....
Welche Variante stimmt? oder stimmt gar keine? Bin froh um jeden Tipp!!
